Что такое кислород и водород

Кислород

Кислород — один из самых распространенных на Земле элементов. Он составляет около половины веса земной коры, внешней оболочки планеты. В соединении с водородом он образует воду, покрывающую более двух третей земной поверхности.

Мы не можем ни увидеть кислород, ни ощутить его вкус или запах. Тем не менее, он составляет пятую часть воздуха и является жизненно необходимым. Чтобы жить, нам, так же как животным и растениям, надо дышать.

Кислород — непременный участник химических реакций, идущих внутри любой микроскопической клетки живого организма, в результате которых расщепляются питательные вещества и высвобождается энергия, необходимая для жизни. Именно поэтому кислород так необходим каждому живому существу (за исключением немногих видов микробов).

При горении вещества соединяются с кислородом, выделяя при этом энергию в виде тепла и света.

Водород

Самым распространенным элементом во Вселенной является водород. На него приходится основная масса большинства звезд. На Земле основная часть водорода (химический символ Н) связана с кислородом (О), образуя воду (Н20). Водород — простейший и самый легкий химический элемент, так как каждый его атом состоит лишь из одного протона и одного электрона.

В начале XX века водородом наполняли дирижабли, большие воздушные суда. Однако водород очень легко воспламеняется. После нескольких катастроф, вызванных пожарами, водород в дирижаблях перестали использовать. Сегодня в воздухоплавании используют другой легкий газ — негорючий гелий.

Водород соединяется с углеродом и образует вещества, которые называются углеводородами. К ним относятся продукты, получаемые из природного газа и сырой нефти, например, газообразные пропан и бутан, или жидкий бензин. Водород также соединяется с углеродом и кислородом с образованием углеводов. Крахмал в картофеле и рисе, сахар в свекле являются углеводами.

Солнце и другие звезды в основном состоят из водорода. В центре звезды чудовищные температуры и давления заставляют атомы водорода сливаться друг с другом и превращаться в другой газ – гелий. При этом выделяется огромное количество энергии в виде тепла и света.

Источник

Реакция водорода с кислородом

Реакция взаимодействия водорода с кислородом.

Уравнение реакции взаимодействия водорода с кислородом:

Водород взаимодействует с кислородом. Реакция взаимодействия водорода с кислородом представляет собой сгорание водорода на воздухе.

Реакция водорода с кислородом протекает при условии: при температуре 510 °C. Температура 510 °C является температурой самовоспламенения водорода.

В ходе реакции водорода с кислородом при стандартных условиях выделяется тепловая энергия (теплота) 483,64 кДж (агрегатное состояние воды – газ) или 571,66 кДж (агрегатное состояние воды – жидкость).

Термохимическое уравнение этой реакции имеет следующий вид:

Таким образом, реакция водорода с кислородом носит экзотермический характер.

Удельная теплота сгорания водорода составляет примерно 140 МДж/кг (верхняя) или 120 МДж/кг (нижняя), что в несколько раз превышает удельную теплоту сгорания углеводородных топлив (например, метана – 50,1 МДж/кг).

Источник

Водород

В трудах химиков XVI-XVIII вв. упоминался «горючий» или «воспламеняемый воздух», который в сочетании с обычным давал взрывчатые смеси. Получали его, действуя на некоторые металлы (железо, цинк, олово) разбавленными растворами кислот – серной и соляной. Первым ученым, описавшим свойства этого газа, был Г.Кавендиш. Он определил его плотность и изучил горение на воздухе, однако приверженность теории флогистона помешала исследователю разобраться в сути происходящих процессов. Кавендиш принял «горючий воздух» (водород) за чистый флогистон – невидимую субстанцию, которую тела теряют при горении или при растворении в кислотах. Тогда металлы считали сложными веществами, содержащими флогистон, его-то они якобы и выделяют под действием кислоты.

Дальнейшее развитие химии показало ошибочность этой теории. Теперь общеизвестно, что водород входит в состав кислот, а металлы являются простыми веществами. Однако способ получения водорода, открытый в те времена, используется в лабораториях до сих пор. Для этого в аппарат Киппа загружают палочки, отлитые из цинка, и заливают 20-процентную серную кислоту:

А.Л.Лавуазье в 1779 г. получил водород при разложении воды, пропуская ее пары через раскаленную докрасна железную трубку с железными опилками. При температуре красного каления железо вступает в реакцию с водяным паром, и выделяется водород: 3Fe + 4H₂O = Fe₃O₄ + 4H₂↑

Аппарат Киппа

Лавуазье также доказал, что при взаимодействии «горючего воздуха» с кислородом образуется вода, причем газы реагируют в объемном соотношении 2:1. Это позволило ученому определить состав воды – Н₂О. Название элемента – Hydrogenium – Лавуазье и его коллеги образовали от греческих слов «гидор» — «вода» и «геннао» — «рождаю». Русское слово «водород», т.е. «рождающий воду», является точным переводом латинского названия.

Водород относится к числу наиболее распространенных химических элементов. В земной коре он встречается почти исключительно в виде соединений: входит в состав нефти, природного газа, каменного угля, некоторых минералов. В свободном состоянии он обнаружен в незначительном количестве в вулканических газах, а также среди продуктов разложения органических веществ микроорганизмами. Но конечно, самое известное соединение водорода – это его оксид, вода. По оценкам ученых, на Земле 1,4∙10 18 т поверхностных вод, и еще около 1,3∙10 13 т – в виде пара в атмосфере. Обширны также запасы подземных вод.

Кроме того, водород самый распространенный элемент во Вселенной. Энергия, излучаемая Солнцем и другими звездами, выделяется в результате ядерных реакций с участием его ядер.

Элемент образует несколько изотопов: наряду с обычным водородом с относительной атомной массой 1 (его называют протием, 1 Н), на Земле встречаются два тяжелых изотопа – дейтерий( 2 Н или D) и тритий ( 3 Н или Т). Содержание дейтерия в природном водороде очень незначительно: лишь один из 100 тыс. атомов водорода является атом дейтерия. Этот изотоп был выделен в 1931 г. при испарении жидкого водорода. Радиоактивного трития еще меньше – примерно один атом на каждые 10 18 атомов 1 Н. Недавно зафиксировано образование сверхтяжелых изотопов водорода – 4 Н и 5 Н.

Водород – бесцветный газ без вкуса и запаха, слаборастворимый в воде. Он в 14,5 раз легче воздуха – самый легкий из газов. Поэтому водородом раньше наполняли аэростаты и дирижабли.

Молекулы Н₂ настолько малы, что способны легко проходить не только через мелкие поры, но и сквозь металлы. Некоторые из них, например никель и палладий, могут поглощать большое количество водорода и удерживать его в атомарном виде в пустотах кристаллической решетки. Нагретая до 250 о С палладиевая фольга свободно пропускает водород: этим пользуются для тщательной очистки его от других газов.

Подобно Н₂, дейтерий при нормальных условиях – газ, состоящий из молекул D₂. Однако по сравнению с обычным водородом он имеет более высокую температуру кипения (-249 о С ).

Химические свойства водорода

В химических реакциях водород может быть как восстановителем (что для него более характерно), так и окислителем.

Водород взаимодействует как восстановитель:

Смесь 2 объемов Н₂ и 1 объема О₂ при поджигании взрывается (так называемый «гремучий газ»);

б) с серой при нагревании:

в) с хлором при поджигании и облучении смеси газов УФ-светом:

г) с фтором при обычных условиях:

д) с азотом при повышенном давлении и нагревании в присутствии катализаторов(реакция необратима):

Как окислитель водород взаимодействует только с активными (щелочными и щелочноземельными) металлами. В результате образуются гидриды металлов, представляющие собой солеобразные ионные соединения, которые содержат гидрид-ионы Н — :

Гидриды металлов – нестойкие кристаллические вещества белого цвета. Они являются сильными восстановителями, так как степень окисления – 1 малохарактерна для водорода. Так, при действии воды гидриды разлагаются, восстанавливая при этом воду до водорода:

а) При высокой температуре водород может восстанавливать большинство оксидов металлов; например:

в) Водород способен присоединяться ко многим органическим молекулам. Такие реакции называются гидрированием и будут подробно рассмотрены в разделе «Органическая химия».

Получение водорода

Существует достаточно много способов получения водорода. Рассмотрим наиболее широко используемые лабораторные (первые три) и промышленные способы.

Применение водорода

В химической промышленности водород служит сырьем для получения аммиака NH₃, хлороводорода НСl, метанола СН₃ОН и других органических веществ. В пищевой промышленности водород используют для выработки твердых жиров путем гидрогенизации растительных масел. В металлургии водород используется для восстановления некоторых цветных металлов из их оксидов. Как уже отмечалось выше, водород – очень легкий газ, поэтому им заполняют воздушные шары, зонды и другие летательные аппараты. Высокая экзотермичность реакции горения водорода в кислороде обусловливает использование «водородной» горелки для сварки и резки металлов (температура водородного пламени достигает 2600 о С ). Жидкий водород является одним из наиболее эффективных видов ракетного топлива.

В последние годы все больше внимание уделяется водородной энергетике, т.е. использованию водорода в качестве топлива, в частности для двигателей внутреннего сгорания. Это представляет особый интерес с экологической точки зрения, так как при горении водорода в выделяющихся газах не содержится вредных веществ (продукт горения – вода!).

Пероксид водорода (Н₂О₂)

Раствор пероксида водорода имеет кислую реакцию среды, что обусловлено диссоциацией его молекул по типу слабой кислоты:

Как кислота пероксид водорода взаимодействует с основаниями:

Некоторые пероксиды металлов, например Na₂O₂, BaO₂, можно рассматривать как соли слабой кислоты пероксида водорода. Из них можно получать Н₂О₂ действием более сильных кислот:

Графическая формула пероксида водорода: Н – О – О – Н. «Пероксидный мостик» из двух атомов кислорода обусловливает неустойчивость молекулы. При хранении на свету, нагревании, в присутствии катализатора пероксид водорода разлагается на воду и кислород:

Данная реакция относится к типу реакций диспропорционирования. Способность пероксида водорода к самоокислению-самовосстановлению объясняется тем, что атомы кислорода в его молекуле находятся в промежуточной степени окисления – 1. Этим же обусловлено участие Н₂О₂ в различных реакциях в роли окислителя или в роли восстановителя. В реакциях с типичными восстановителями пероксид водорода проявляет свойства окислителя и восстанавливается до воды или гидроксид-ионов; например:

При взаимодействии с сильными окислителями Н₂О₂ проявляет восстановительные свойства и окисляется до свободного кислорода; например:

Пероксид водорода применяют как дезинфицирующее средство в медицине для полосканий, промываний и как кровоостанавливающее средство в виде 3%-ного раствора.

Скачать:

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водород» Водород.docx (236 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водород и Вселенная» Водород-и-Вселенная.docx (220 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Вода» Вода.docx (227 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водородная связь» Водородная-связь.docx (250 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Вода и ее свойства» Вода-и-её-свойства.docx (217 Загрузок)

Скачать бесплатно реферат на тему: «Водные ресурсы» ВОДНЫЕ-РЕСУРСЫ.docx (213 Загрузок)

Скачать рефераты по другим темам можно здесь

Похожее

Добавить комментарий Отменить ответ

Репетитор по химии. Занятия проходят онлайн по Скайпу. По всем вопросам пишите в Ватсапп: +7 928 285 70 42

Источник

Водород

Степени окисления

Получение

Химические свойства

В реакциях водород проявляет себя как восстановитель и окислитель. Как восстановитель реагирует с элементами, электроотрицательность которых выше, чем у водорода:

H₂ + F₂ → HF (со взрывом в темноте)

H₂ + Cl₂ → (t) HCl (со взрывом только на свету)

Na + H₂ → NaH (гидрид натрия)

Металлы, стоящие в ряду активности до водорода, вытесняют водород из воды.

Кристаллогидраты

В задачах бывает дана масса медного купороса. Надо помнить о том, что часто в реакции не участвует кристаллическая вода. В таком случае следует вычесть кристаллизационную воду и найти массу безводного сульфата калия.

Пероксид водорода

Представляет собой бесцветную жидкость с металлическим вкусом. Концентрированные растворы пероксида водорода взрывоопасны.

Получают пероксид водорода в реакции с пероксидами и супероксидами металлов.

В разбавленных растворах пероксид водорода легко разлагается:

Также перекись проявляет окислительные свойства:

Перекисью водорода обрабатывают раневую поверхность. Выделяющийся при разложении атомарный кислород разрушает бактериальные клетки, предотвращая осложнение в виде бактериальной инфекции.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник

Что такое кислород и водород

Название «водород»относится и к химическому элементу, и к простому веществу. Элемент водород состоит из атомов водорода. Простое вещество водород состоит из молекул водорода.

а) Химический элемент водород

В естественном ряду элементов порядковый номер водорода – 1. В системе элементов водород находится в первом периоде в IA или VIIA группе.

Водород – один из самых распространенных элементов на Земле. Молярная доля атомов водорода в атмосфере, гидросфере и литосфере Земли (все вместе это называется земной корой) равна 0,17. Он входит в состав воды, многих минералов, нефти, природного газа, растений и животных. В теле человека в среднем содержится около 7 килограммов водорода.

Существуют три изотопа водорода:
а) легкий водород – протий,
б) тяжелый водород – дейтерий (D),
в) сверхтяжелый водород – тритий (Т).

Тритий неустойчивый (радиоактивный) изотоп, поэтому в природе он практически не встречается. Дейтерий устойчив, но его очень мало: w_D = 0,015% (от массы всего земного водорода). Поэтому атомная масса водорода очень мало отличается от 1 Дн (1,00794 Дн).

Из предыдущих разделов курса химии вам уже известны следующие характеристики атома водорода:

Атомный номер
Заряд ядра
Число протонов в ядре
Электронная формула атома
Форма граничной поверхности ЭО
Орбитальный радиус атома
Молярная энергия ионизацииZ = 1
Z = +1e
Z = 1
1s 1
Сфера
r_o(H) = 0,53 A = 0,053 нм
E m _и(H) = 1312 кДж/мольМолярная энергия сродства к электронуЕ_с m (H) = 73 кДж/мольОтносительная электроотрицательность = 2,10

Валентные возможности атома водорода определяются наличием одного электрона на единственной валентной орбитали. Большая энергия ионизации делает атом водорода не склонным к отдаче электрона, а не слишком высокая энергия сродства к электрону приводит к незначительной склонности его принимать. Следовательно, в химических системах образование катиона Н невозможно, а соединения с анионом Н не очень устойчивы. Таким образом, для атома водорода наиболее характерно образование с другими атомами ковалентной связи за счет своего одного неспаренного электрона. И в случае образования аниона, и в случае образования ковалентной связи атом водорода одновалентен.
В простом веществе степень окисления атомов водорода равна нулю, в большинстве соединений водород проявляет степень окисления +I, и только в гидридах наименее электроотрицательных элементов у водорода степень окисления –I.
Сведения о валентных возможностях атома водорода приведены в таблице 28. Валентное состояние атома водорода, связанного одной ковалентной связью с каким-либо атомом, в таблице обозначено символом «H—».

Валентное состояние

Примеры химических веществ

HCl, H₂O, H₂S, NH₃, CH₄, C₂H₆, NH₄Cl, H₂SO₄, NaHCO₃, KOH
H₂
B₂H₆, SiH₄, GeH₄

в) Молекула водорода

Двухатомная молекула водорода Н₂ образуется при связывании атомов водорода единственной возможной для них ковалентной связью. Связь образуется по обменному механизму. По способу перекрывания электронных облаков это s-связь (рис. 10.1 а). Так как атомы одинаковы, связь неполярная.

Межатомное расстояние (точнее равновесное межатомное расстояние, ведь атомы-то колеблются) в молекуле водорода r(H–H) = 0,74 A (рис.10.1 в), что значительно меньше суммы орбитальных радиусов (1,06 A). Следовательно, электронные облака связываемых атомов перекрываются глубоко (рис. 10.1 б), и связь в молекуле водорода прочная. Об этом же говорит и довольно большое значение энергии связи (454 кДж/моль).
Если охарактеризовать форму молекулы граничной поверхностью (аналогичной граничной поверхности электронного облака), то можно сказать, что молекула водорода имеет форму слегка деформированного (вытянутого) шара (рис. 10.1 г).

г) Водород (вещество)

Zn + H₂SO₄ = ZnSO₄ + H₂.

Вместо цинка можно использовать железо, алюминий и некоторые другие металлы, а вместо серной кислоты – некоторые другие разбавленные кислоты. Образующийся водород собирают в пробирку методом вытеснения воды (см. рис. 10.2 б) или просто в перевернутую колбу (рис. 10.2 а).

В промышленности в больших количествах водород получают из природного газа (в основном это метан) при взаимодействии его с парами воды при 800 °С в присутствии никелевого катализатора:

или обрабатывают при высокой температуре парами воды уголь:

Чистый водород получают из воды, разлагая ее электрическим током (подвергая электролизу):

2H₂O = 2H₂+ O₂(электролиз).

д) Соединения водорода

Гидриды (бинарные соединения, содержащие водород) делятся на два основных типа:
а) летучие (молекулярные) гидриды,
б) солеобразные (ионные) гидриды.
Элементы IVА – VIIA групп и бор образуют молекулярные гидриды. Из них устойчивы только гидриды элементов, образующих неметаллы:

И ионные, и почти все молекулярные гидриды (кроме Н₂О и НF) являются восстановителями, но ионные гидриды проявляют восстановительные свойства значительно сильнее, чем молекулярные.
Кроме гидридов, водород входит в состав гидроксидов и некоторых солей. Со свойствами этих, более сложных, соединений водорода вы познакомитесь в следующих главах.
Главными потребителями получаемого в промышленности водорода являются заводы по производству аммиака и азотных удобрений, где аммиак получают непосредственно из азота и водорода:

N₂ +3H₂ 2NH₃ (Р, t, Pt – катализатор).

В больших количествах водород используют для получения метилового спирта (метанола) по реакции 2Н₂ + СО = СН₃ОН (t, ZnO – катализатор), а также в производстве хлороводорода, который получают непосредственно из хлора и водорода:

Иногда водород используют в металлургии в качестве восстановителя при получении чистых металлов, например: Fe₂O₃ + 3H₂= 2Fe + 3H₂O.

а) MH + O₂ MOH (t); б) MH + Cl₂ MCl + HCl (t);
в) MH + H₂O MOH + H₂; г) MH + HCl(p) MCl + H₂
Здесь М – это литий, натрий, калий, рубидий или цезий. Составьте уравнения соответствующих реакций в случае, если М – натрий. Проиллюстрируйте уравнениями реакций химические свойства гидрида кальция.
14.Используя метод электронного баланса, составьте уравнения следующих реакций, иллюстрирующих восстановительные свойства некоторых молекулярных гидридов:
а) HI + Cl₂ HCl + I₂ (t); б) NH₃ + O₂ H₂O + N₂ (t); в) CH₄ + O₂ H₂O + CO₂ (t).

Как и в случае водорода, слово «кислород» является названием и химического элемента, и простого вещества. Кроме простого вещества «кислород» (дикислород) химический элемент кислородобразует еще одно простое вещество, называемое » озон»(трикислород). Это аллотропные модификации кислорода. Вещество кислород состоит из молекул кислорода O₂, а вещество озон состоит из молекул озона O₃.

а) Химический элемент кислород

В естественном ряду элементов порядковый номер кислорода – 8. В системе элементов кислород находится во втором периоде в VIA группе.
Кислород – самый распространенный элемент на Земле. В земной коре каждый второй атом – атом кислорода, то есть молярная доля кислорода в атмосфере, гидросфере и литосфереЗемли – около 50 %. Кислород (вещество) – составная часть воздуха. Объемная доля кислорода в воздухе –21 %. Кислород (элемент) входит в состав воды, многих минералов, а также растений и животных. В теле человека содержится в среднем 43 кг кислорода.
Природный кислород состоит из трех изотопов ( 16 О, 17 О и 18 О), из которых наиболее распространен самый легкий изотоп 16 О. Поэтому атомная масса кислорода близка к 16 Дн (15,9994 Дн).

Вам известны следующие характеристики атома кислорода.

Атомный номер
Заряд ядра
Число протонов в ядре
Электронная формула атома
Орбитальный радиус атома
Молярная энергия ионизации
Молярная энергия сродства к электрону

Z = 8
Z = +8 e
Z = 8
1s 2 2s 2 2p 4
r_o(O) = 0,45 A = 0,045 нм
E m _и(O) = 1314 кДж/моль
Е_с m (O) = 141 кДж/мольОтносительная электроотрицательность = 3,50

Таблица 29. Валентные возможности атома кислорода

Валентное состояние

Примеры химических веществ

H₂O, SO₂, SO₃, CO₂, SiO₂, H₂SO₄, HNO₂, HClO₄, COCl₂, H₂O₂
O₂**
O₂F₂
OF₂

NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Ba(OH)₂
Na₂O₂, K₂O₂, CaO₂, BaO₂

Li₂O, Na₂O, MgO, CaO, BaO, FeO, La₂O₃

в) Молекула кислорода

Экспериментально установлено, что двухатомная молекула кислорода О₂ содержит два неспаренных электрона. Используя метод валентных связей, такое электронное строение этой молекулы объяснить невозможно. Тем не менее, связь в молекуле кислорода близка по свойствам к ковалентной. Молекула кислорода неполярна. Межатомное расстояние (r_o–o = 1,21 A = 121 нм) меньше, чем расстояние между атомами, связанными простой связью. Молярная энергия связи довольно велика и составляет 498 кДж/моль.

г) Кислород (вещество)

При обычных условиях кислород – газ без цвета и запаха. Твердый кислород плавится при 55 К (–218 °С), а жидкий кислород кипит при 90 К (–183 °С).
Межмолекулярные связи в твердом и жидком кислороде несколько более прочные, чем в водороде, о чем свидетельствует больший температурный интервал существования жидкого кислорода (36 °С) и большие, чем у водорода, молярные теплоты плавления (0,446 кДж/моль) и парообразования (6,83 кДж/моль).
Кислород незначительно растворим в воде: при 0 °С в 100 объемах воды (жидкой!) растворяется всего 5 объемов кислорода (газа!).
Высокая склонность атомов кислорода к присоединению электронов и высокая электроотрицательность приводят к тому, что кислород проявляет только окислительные свойства. Эти свойства особенно ярко проявляются при высокой температуре.
Кислород реагирует со многими металлами: 2Ca + O₂ = 2CaO, 3Fe + 2O₂ = Fe₃O₄ (t);
неметаллами: C + O₂ = CO_2, P₄ + 5O₂ = P₄O₁₀,
и сложными веществами: CH₄ + 2O₂ = CO₂ + 2H₂O, 2H₂S + 3O₂ = 2H₂O + 2SO₂.

Чаще всего в результате таких реакций получаются различные оксиды (см. гл. II § 5), но активные щелочные металлы, например натрий, сгорая, превращаются в пероксиды:

Структурная формула получившегося пероксида натрия (Na )₂( O—O ).
Тлеющая лучинка, помещенная в кислород, вспыхивает. Это удобный и простой способ обнаружения чистого кислорода.
В промышленности кислород получают из воздуха путем ректификации (сложной разгонки), а в лаборатории – подвергая термическому разложению некоторые кислородсодержащие соединения, например:
2KMnO₄ = K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂(200 °С);
2KClO₃ = 2KCl + 3O₂ (150 °С, MnO₂ – катализатор);
2KNO₃ = 2KNO₂ + 3O₂ (400 °С)
и, кроме того, путем каталитического разложения пероксида водорода при комнатной температуре: 2H₂O₂ = 2H₂O + O_2­ (MnO₂–катализатор).
Чистый кислород используют в промышленности для интенсификации тех процессов, в которых происходит окисление, и для создания высокотемпературного пламени. В ракетной технике в качестве окислителя используется жидкий кислород.
Огромное значение имеет кислород для поддержания жизнедеятельности растений, животных и человека. В обычных условиях человеку достаточно для дыхания кислорода воздуха. Но в условиях, когда воздуха не хватает, или он вообще отсутствует (в самолетах, при водолазных работах, в космических кораблях и т. п.), для дыхания готовят специальные газовые смеси, содержащие кислород. Применяют кислород и в медицине при заболеваниях, вызывающих затруднение дыхания.

д) Озон и его молекулы

Озон O₃ – вторая аллотропная модификация кислорода.
Трехатомная молекула озона имеет уголковую структуру, среднюю между двумя структурами, отображаемыми следующими формулами:

Озон – темно-синий газ с резким запахом. Из-за своей сильной окислительной активности он ядовит. Озон в полтора раза «тяжелее» кислорода и несколько больше, чем кислород, растворим в воде.
Озон образуется в атмосфере из кислорода при грозовых электрических разрядах:

3О₂ = 2О₃ ().

При обычной температуре озон медленно превращается в кислород, а при нагревании этот процесс протекает со взрывом.
Озон содержится в так называемом «озоновом слое» земной атмосферы, предохраняя все живое на Земле от вредного воздействия солнечного излучения.
В некоторых городах озон используется вместо хлора для дезинфекции (обеззараживания) питьевой воды.

Изобразите структурные формулы следующих веществ: OF₂, H₂O, H₂O₂, H₃PO₄, (H₃O)₂SO₄, BaO, BaO₂, Ba(OH)₂. Назовите эти вещества. Опишите валентные состояния атомов кислорода в этих соединениях.
Определите валентность и степень окисления каждого из атомов кислорода.
2.Составьте уравнения реакций сгорания в кислороде лития, магния, алюминия, кремния, красного фосфора и селена (атомы селена окисляются до степени окисления +IV, атомы остальных элементов – до высшей степени окисления). К каким классам оксидов относятся продукты этих реакций?
3.Сколько литров озона можно получить (при нормальных условиях) а) из 9 л кислорода, б) из 8 г кислорода?

Вода – самое распространенное в земной коре вещество. Масса земной воды оценивается в 10 18 тонн. Вода – основа гидросферы нашей планеты, кроме того, она содержится в атмосфере, в виде льда образует полярные шапки Земли и высокогорные ледники, а также входит в состав различных горных пород. Массовая доля воды в человеческом организме составляет около 70 %.
Вода – единственное вещество, у которого во всех трех агрегатных состояниях есть свои особые названия.

Электронное строение молекулы воды (рис. 10.4 а) нами было подробно изучено ранее (см. § 7.10).
Из-за полярности связей О–Н и уголковой формы молекула воды представляет собой электрический диполь.

Для характеристики полярности электрического диполя используется физическая величина, называемая «электрический момент электрического диполя» или просто «дипольный момент».

В молекуле воды – две полярные ковалентные связи, то есть два электрических диполя, каждый из которых обладает своим дипольным моментом (и ). Общий дипольный момент молекулы равен векторной сумме этих двух моментов (рис. 10.5):

(Н₂О) = ,

где q₁ и q₂ – частичные заряды ( +) на атомах водорода, а и – межатомные расстояния О – Н в молекуле. Так как q₁ = q₂ = q, а , то

Экспериментально определенные дипольные моменты молекулы воды и некоторых других молекул приведены в таблице.

Зная дипольные моменты, можно рассчитать частичные заряды на атомах. Так частичный заряд на атоме водорода равен 0,33 е, а частичный заряд на атоме кислорода равен –0,66 е.

Учитывая дипольный характер молекулы воды, ее часто схематически изображают следующим образом:
Чистая вода – бесцветная жидкость без вкуса и запаха. Некоторые основные физические характеристики воды приведены в таблице.

Физические величины

Молярный объем при 4 °С

18 млТемпература плавления

0 ° СТемпература кипения

100 ° СМолярная теплота плавления

6,01 кДж/мольМолярная теплота парообразования

40,7 кДж/мольПлотность при 4 °С

Большие значения молярных теплот плавления и парообразования (на порядок больше, чем у водорода и кислорода) свидетельствуют о том, что молекулы воды, как в твердом, так и в жидком веществе, довольно прочно связаны между собой. Эти связи называют «водородными связями».

ЭЛЕКТРИЧЕСКИЙ ДИПОЛЬ, ДИПОЛЬНЫЙ МОМЕНТ, ПОЛЯРНОСТЬ СВЯЗИ, ПОЛЯРНОСТЬ МОЛЕКУЛЫ.
Сколько валентных электронов атома кислорода принимает участие в образовании связей в молекуле воды?
2.При перекрывании каких орбиталей образуются связи между водородом и кислородом в молекуле воды?
3.Составьте схему образования связей в молекуле пероксида водорода H₂O₂. Что вы можете сказать о пространственном строении этой молекулы?
4.Межатомные расстояния в молекулах HF, HCl и HBr равны, соответственно, 0,92; 1,28 и 1,41. Используя таблицу дипольных моментов, рассчитайте и сравните между собой частичные заряды на атомах водорода в этих молекулах.
5.Межатомные расстояния S – H в молекуле сероводорода равны 1,34 , а угол между связями 92°. Определите значения частичных зарядов на атомах серы и водорода. Что вы можете сказать о гибридизации валентных орбиталей атома серы?

В последней структурной формуле тремя точками (пунктирный штрих, а не электроны!) показана водородная связь.

Водородная связь существует не только между молекулами воды. Она образуется, если соблюдаются два условия:
1) в молекуле есть сильно полярная связь Н–Э (Э – символ атома достаточно электроотрицательного элемента),
2) в молекуле есть атом Э с большим отрицательным частичным зарядом и неподеленной парой электронов.
В качестве элемента Э может быть фтор, кислород и азот. Существенно слабее водородные связи, если Э – хлор или сера.
Примеры веществ с водородной связью между молекулами: фтороводород, твердый или жидкий аммиак, этиловый спирт и многие другие.

В жидком фтороводороде его молекулы связаны водородными связями в довольно длинные цепи, а в жидком и твердом аммиаке образуются трехмерные сетки.
По прочности водородная связь – промежуточная между химической связью и остальными видами межмолекулярных связей. Молярная энергия водородной связи обычно лежит в пределах от 5 до 50 кДж/моль.
В твердой воде (то есть в кристаллах льда) все атомы водорода связаны водородными связями с атомами кислорода, при этом каждый атом кислорода образует по две водородные связи (используя обе неподеленные пары электронов). Такая структура делает лед более » рыхлым»по сравнению с жидкой водой, где часть водородных связей оказывается разорванной, и молекулы получают возможность несколько плотнее » упаковаться». Эта особенность структуры льда объясняет, почему, в отличие от большинства других веществ, вода в твердом состоянии имеет меньшую плотность, чем в жидком. Максимальной плотности вода достигает при 4 °С –при этой температуре рвется достаточно много водородных связей, а тепловое расширение еще не очень сильно сказывается на плотности.
Водородные связи имеют очень большое значение в нашей жизни. Представим себе на минуту, что водородные связи перестали образовываться. Вот некоторые последствия:

Приведенных примеров достаточно, чтобы понять, что в этом случае природа на нашей планете стала бы совсем иной.

ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ, УСЛОВИЯ ЕЕ ОБРАЗОВАНИЯ.
Формула этилового спирта СН₃–СН₂–О–Н. Между какими атомами разных молекул этого вещества образуются водородные связи? Составьте структурные формулы, иллюстрирующие их образование.
2.Водородные связи существуют не только в индивидуальных веществах, но и в растворах. Покажите с помощью структурных формул, как образуются водородные связи в водном растворе а) аммиака, б) фтороводорода, в) этанола (этилового спирта).

Наличие водородных связей в жидкой воде объясняет еще одно интересное и важное свойство этого вещества – ее автопротолиз.
Рассмотрим, что происходит с двумя молекулами воды, связанными водородной связью.
За счет тепловых колебаний атом водорода, образующий водородную связь, может на мгновение занять промежуточное положение между атомами кислорода. Из частицы с таким атомом водорода с равной вероятностью могут образоваться как исходные молекулы воды, связанные водородными связями, так и два иона: гидроксид-ион и ион оксония:

То есть, в воде протекает реакция 2Н₂О = Н₃О + ОН .
Также легко происходит и обратный процесс – образование двух молекул воды при столкновении иона оксония с гидроксид-ионом: Н₃О + ОН = 2Н₂О.
Обе эти реакции протекают в воде постоянно и с равной скоростью, следовательно, в воде существует равновесие: 2Н₂О AН₃О + ОН .
Это равновесие называется равновесием автопротолиза воды.

Прямая реакция этого обратимого процесса эндотермична, поэтому при нагревании автопротолиз усиливается, при комнатной же температуре равновесие сдвинуто влево, то есть концентрация ионов Н₃О и ОН ничтожны. Чему же они равны?
По закону действующих масс

Но из-за того, что число прореагировавших молекул воды по сравнению с общим числом молекул воды незначительно, можно считать, что концентрация воды при автопротолизе практически не изменяется, и [H₂O] 2 = const. Тогда

Произведение K_C· [H₂O] 2 – величина постоянная. Она называется константой автопротолиза воды (устаревшее название – ионное произведение воды) и обозначается или К(Н₂О).

= [H₃O ][OH ]

Как и константа равновесия, константа автопротолиза воды зависит от температуры. Экспериментально установлено, что при 25 °С константа автопротолиза воды

Отсюда следует, что при этих условиях в чистой воде

с(Н₃О ) = с(ОН ) = 10 –7 моль/л.

При увеличении температуры значение константы автопротолиза воды несколько возрастает.
Такая низкая концентрация разноименно заряженных ионов в чистой воде объясняет, почему эта жидкость, хоть и плохо, но все же проводит электрический ток.

1. Получение водорода и его горение (восстановительные свойства).
2. Получение кислорода и горение веществ в нем (окислительные свойства).

Сервер создается при поддержке Российского фонда фундаментальных исследований
Не разрешается копирование материалов и размещение на других Web-сайтах
Вебдизайн: Copyright (C) И. Миняйлова и В. Миняйлов
Copyright (C) Химический факультет МГУ
Написать письмо редактору

Источник